¿En qué compuesto el grado de nitrógeno es 3. El grado de oxidación del nitrógeno
El nitrógeno es quizás el elemento químico más común en el conjunto Sistema solar... Más específicamente, el nitrógeno es el cuarto más abundante. El nitrógeno en la naturaleza es un gas inerte.
Este gas es incoloro, inodoro y muy difícil de disolver en agua. Sin embargo, las sales de nitrato tienden a reaccionar muy bien con el agua. El nitrógeno tiene una densidad baja.
El nitrógeno es un elemento asombroso. Existe la suposición de que obtuvo su nombre del idioma griego antiguo, que en su traducción significa "sin vida, estropeado". ¿Por qué existe una actitud tan negativa hacia el nitrógeno? Después de todo, sabemos que es parte de las proteínas y respirar sin él es prácticamente imposible. El nitrógeno juega un papel importante en la naturaleza. Pero en la atmósfera, este gas es inerte. Si lo toma como está en su forma original, entonces son posibles muchos efectos secundarios. La víctima puede incluso morir por asfixia. Después de todo, el nitrógeno se llama sin vida porque no apoya ni la combustión ni la respiración.
En condiciones normales, dicho gas reacciona solo con el litio, formando un compuesto como el nitruro de litio Li3N. Como podemos ver, el estado de oxidación del nitrógeno en dicho compuesto es -3. Por supuesto, también reacciona con otros metales, pero solo cuando se calienta o cuando se utilizan varios catalizadores. Por cierto, -3 es el estado de oxidación más bajo del nitrógeno, ya que solo se necesitan 3 electrones para llenar completamente el nivel de energía externa.
Este indicador tiene varios significados. Cada estado de oxidación del nitrógeno tiene su propio compuesto. Es mejor recordar esas conexiones.
5 - el grado más alto oxidación de nitrógeno. Se encuentra en y en todas las sales de nitrato.
DEFINICIÓN
Nitrógeno- el séptimo elemento Tabla periódica... Ubicado en el segundo período V del grupo A del subgrupo. Designación - N.
El nitrógeno es un elemento no metálico típico, en términos de electronegatividad (3.0) solo es superado por el flúor y el oxígeno.
El nitrógeno natural consta de dos isótopos estables 14 N (99,635%) y 15 N (0,365%).
La molécula de nitrógeno es diatómica. Existe un triple enlace entre los átomos de nitrógeno de la molécula, como resultado de lo cual la molécula de N 2 es extremadamente fuerte. El nitrógeno molecular es químicamente inactivo, débilmente polarizado.
En condiciones normales, el nitrógeno molecular es un gas. Los puntos de fusión (-210 o C) y de ebullición (-195,8 o C) del nitrógeno son muy bajos; se disuelve mal en agua y otros disolventes.
El estado de oxidación del nitrógeno en los compuestos.
El nitrógeno forma moléculas diatómicas de composición N 2 debido a la inducción de enlaces covalentes no polares y, como se sabe, en compuestos con no polares. enlaces polares el estado de oxidación de los elementos es cero.
El nitrógeno se caracteriza por todo un espectro de estados de oxidación, entre los que se encuentran tanto positivos como negativos.
Estado de oxidación (-3) El nitrógeno se manifiesta en compuestos llamados nitruros (Mg +2 3 N -3 2, B +3 N -3), el más famoso de los cuales es el amoníaco (N -3 H +1 3).
Estado de oxidación (-2) el nitrógeno se manifiesta en compuestos del tipo peróxido: pernitruros, el representante más simple de los cuales es la hidracina (diamida de hidrógeno / pernitruro) - N -2 2 H 2.
En un compuesto llamado hidroxilamina, el nitrógeno N -1 H 2 OH presenta un estado de oxidación (-1) .
Los estados de oxidación de nitrógeno positivos más estables son (+3) y (+5) ... El primero de ellos se manifiesta en fluoruro (N +3 F -1 3), óxido (N +3 2 O -2 3), oxohaluros (N +3 OCl, N +3 OBr, etc.), así como derivados anión NO 2 - (KN + 3 O 2, NaN + 3 O 2, etc.). El nitrógeno en estado de oxidación (+5) se manifiesta en óxido N +5 2 O 5, oxonitruro N +5 ON, dioxofluoruro N +5 O 2 F, así como en trioxonitrato (V) -ión NO 3 - y dinitridonitrato (V) -ión NH 2 -.
El nitrógeno también presenta estados de oxidación. (+1) - N +1 2 O, (+2) - N +2 O y (+4) N + 4 O 2 en sus compuestos, pero con mucha menos frecuencia.
Ejemplos de resolución de problemas
EJEMPLO 1
| Ejercicio | Indique los estados de oxidación del oxígeno en los compuestos: La 2 O 3, Cl 2 O 7, H 2 O 2, Na 2 O 2, BaO 2, KO 2, KO 3, O 2, OF 2. |
| Respuesta | El oxígeno forma varios tipos de compuestos binarios, en los que presenta estados de oxidación característicos. Entonces, si el oxígeno es parte de los óxidos, entonces su estado de oxidación es (-2), como en La 2 O 3 y Cl 2 O 7. En los peróxidos, el estado de oxidación del oxígeno es (-1): H 2 O 2, Na 2 O 2, BaO 2. En combinación con flúor (OF 2), el estado de oxidación del oxígeno es (+2). El estado de oxidación del elemento en sustancia simple es siempre cero (O o 2). Las sustancias de la composición KO 2 y KO 3 son superperóxido de potasio (superóxido) y ozonuro, en los que el oxígeno presenta estados de oxidación fraccionados: (-1/2) y (-1/3). |
| Respuesta | (-2), (-2), (-1), (-1), (-1), (-1/2), (-1/3), 0 y (+2). |
EJEMPLO 2
| Ejercicio | Indicar los estados de oxidación del nitrógeno en los compuestos: NH 3, N 2 H 4, NH 2 OH, N 2, N 2 O, NO, N 2 O 3, NO 2, N 2 O 5. |
| Solución | El estado de oxidación de un elemento en una sustancia simple es siempre cero (N o 2). Se sabe que el estado de oxidación del oxígeno en los óxidos es (-2). Usando la ecuación de electroneutralidad, determinamos que los estados de oxidación del nitrógeno en los óxidos son iguales: N +1 2 O, N +2 O, N +3 2 O 3, N +4 O 2, N +5 2 O 5. |
Hay elementos químicos que presentan diferentes estados de oxidación, lo que hace posible que se formen durante reacciones químicas una gran cantidad de compuestos con determinadas propiedades. Conociendo la estructura electrónica del átomo, se puede suponer qué sustancias se formarán.
Los estados de oxidación del nitrógeno pueden variar de -3 a +5, lo que indica una variedad de compuestos basados en él.
Característica del elemento
El nitrógeno se refiere a elementos químicos ubicado en el grupo 15, en el segundo período del sistema periódico de Mendeleev D.I.
Ocurre naturalmente en forma de gas diatómico incoloro. aire atmosférico con una fracción de volumen superior al 75%. Contenido en la composición de moléculas de proteínas, ácidos nucleicos y sustancias nitrogenadas de origen inorgánico.
Estructura del átomo
Para determinar el estado de oxidación del nitrógeno en compuestos, es necesario conocer su estructura nuclear y estudiar las capas de electrones.
El elemento natural está representado por dos isótopos estables, con sus masas de 14 o 15. El primer núcleo contiene 7 partículas de neutrones y 7 de protones, y el segundo contiene 1 partícula de neutrones más.
Existen variedades artificiales de su átomo con una masa de 12-13 y 16-17, que tienen núcleos inestables.
Al estudiar estructura electronica de nitrógeno atómico se puede ver que hay dos capas de electrones (interna y externa). El orbital 1s contiene un par de electrones.
Solo hay cinco partículas cargadas negativamente en la segunda capa exterior: dos en el subnivel 2s y tres en el orbital 2p. El nivel energético valiente no tiene celdas libres, lo que indica la imposibilidad de dividir su par electrónico. Se considera que el orbital 2p está solo medio lleno de electrones, lo que permite que se unan 3 partículas cargadas negativamente. En este caso, el estado de oxidación del nitrógeno es -3.
Teniendo en cuenta la estructura de los orbitales, podemos concluir que este elemento con un número de coordinación de 4 está unido como máximo solo a otros cuatro átomos. Para la formación de tres enlaces se usa un intercambio me-ha-niz-m, otro se forma en forma don-no-ak-chain.
Estados de oxidación del nitrógeno en diferentes compuestos
El número máximo de partículas negativas que puede unir su átomo es 3. En este caso, su estado de oxidación se manifiesta igual a -3, que es inherente a compuestos del tipo NH 3 o amoniaco, NH 4 + o amonio y nitruros Me 3 N 2. Estas últimas sustancias se forman cuando la temperatura aumenta a través de la interacción del nitrógeno con los átomos metálicos.
La mayor cantidad de partículas cargadas negativamente que puede dar un elemento es igual a 5.
Dos átomos de nitrógeno pueden combinarse entre sí para formar compuestos estables con un estado de oxidación de -2. Tal enlace se observa en N 2 H 4 o hidrazinas, en azidas de varios metales o MeN 3. El átomo de nitrógeno une 2 electrones a los orbitales libres.
Hay un estado de oxidación de -1 cuando un elemento dado recibe solo 1 partícula negativa. Por ejemplo, en NH 2 OH o hidroxilamina, tiene carga negativa.
Hay signos positivos del estado de oxidación del nitrógeno, cuando las partículas de electrones se extraen de la capa de energía externa. Varían de +1 a +5.
La carga 1+ existe para el nitrógeno en N 2 O (óxido monovalente) y el hiponitrito de sodio con la fórmula Na 2 N 2 O 2.
En NO (óxido divalente), el elemento cede dos electrones y se carga positivamente (+2).
Existe un estado de oxidación del nitrógeno 3 (en el compuesto NaNO 2 o nitruro y también en el óxido trivalente). En este caso, se separan 3 electrones.
La carga +4 se produce en un óxido con una valencia de IV o su dímero (N 2 O 4).
El signo positivo del estado de oxidación (+5) se manifiesta en N 2 O 5 o en óxido pentavalente, en ácido nítrico y sus derivados.
Compuestos de nitrógeno con hidrógeno
Las sustancias naturales basadas en los dos elementos anteriores se parecen a los hidrocarburos orgánicos. Solo el nitrógeno de hidrógeno pierde su estabilidad con un aumento en la cantidad de nitrógeno atómico.
Los compuestos de hidrógeno más importantes incluyen las moléculas de amoníaco, hidracina y ácido hidrazoico. Se obtienen por la interacción del hidrógeno con el nitrógeno, y el oxígeno también está presente en esta última sustancia.
Que es el amoniaco
También se llama nitruro de hidrógeno y fórmula química denotado como NH 3 con masa 17. En condiciones normales de temperatura y presión, el amoniaco está en forma de gas incoloro con un olor acre a amoniaco. En términos de densidad, es 2 veces menos frecuente que el aire, se disuelve fácilmente en ambiente acuático debido a la estructura polar de su molécula. Se refiere a sustancias de bajo riesgo.
El amoníaco se produce comercialmente mediante síntesis catalítica a partir de moléculas de hidrógeno y nitrógeno. Existen métodos de laboratorio para la obtención de nitrito a partir de sales de amonio y sodio.
Estructura de amoniaco
La molécula piramidal contiene un átomo de nitrógeno y tres átomos de hidrógeno. Están ubicados entre sí en un ángulo de 107 grados. En una molécula tetraédrica, el nitrógeno está centrado. Debido a tres electrones p no apareados, se conecta mediante enlaces polares de naturaleza covalente con 3 hidrógenos atómicos, cada uno de los cuales tiene 1 electrón s. Así es como se forma una molécula de amoniaco. V este caso el nitrógeno presenta un estado de oxidación de -3.
Este elemento todavía tiene un par de electrones solitarios en el nivel externo, lo que crea un enlace covalente con un ion de hidrógeno, que tiene una carga positiva. Un elemento es un donante de partículas cargadas negativamente y el otro es un aceptor. Así es como se forma el ion amonio NH 4 +.
Que es el amonio
Se lo conoce como iones o cationes poliatómicos cargados positivamente. El amonio también se conoce como quimicos que no puede existir en forma de molécula. Está compuesto de amoníaco e hidrógeno.
El amonio con carga positiva en presencia de varios aniones negativos es capaz de formar sales de amonio, en las que se comporta como metales con valencia I. Además, los compuestos de amonio se sintetizan con su participación.
Existen muchas sales de amonio en forma de sustancias cristalinas incoloras que se disuelven bien en agua. Si los compuestos del ion NH 4 + están formados por ácidos volátiles, en condiciones de calentamiento se descomponen con la liberación de sustancias gaseosas. Su posterior enfriamiento conduce a un proceso reversible.
La estabilidad de tales sales depende de la fuerza de los ácidos a partir de los cuales se forman. Los compuestos de amonio estables corresponden a un residuo ácido fuerte. Por ejemplo, el cloruro de amonio estable se produce a partir de ácido clorhídrico. A temperaturas de hasta 25 grados, dicha sal no se descompone, lo que no se puede decir del carbonato de amonio. Este último compuesto se usa a menudo para cocinar para levantar la masa, reemplazando al bicarbonato de sodio.
Los pasteleros llaman al carbonato de amonio simplemente amonio. Esta sal es utilizada por los cerveceros para mejorar la fermentación de la levadura de cerveza.
Una reacción cualitativa para la detección de iones de amonio es la acción de hidróxidos. Metales alcalinos en sus conexiones. En presencia de NH 4 +, se libera amoniaco.
Estructura química del amonio
La configuración de su ion se asemeja a un tetraedro regular, en el centro del cual se encuentra el nitrógeno. Los átomos de hidrógeno se encuentran en los vértices de la figura. Para calcular el estado de oxidación del nitrógeno en el amonio, debe recordar que la carga total del catión es +1, y cada ion de hidrógeno carece de un electrón y solo hay 4. El potencial de hidrógeno total es +4. Si restamos la carga de todos los iones de hidrógeno de la carga del catión, obtenemos: +1 - (+4) = -3. Esto significa que el nitrógeno tiene un estado de oxidación de -3. En este caso, adjunta tres electrones.
Que son los nitruros
El nitrógeno puede combinarse con átomos más electropositivos de naturaleza metálica y no metálica. Como resultado, se forman compuestos similares a los hidruros y carburos. Estas sustancias que contienen nitrógeno se denominan nitruros. Los enlaces covalentes, iónicos e intermedios se aíslan entre el metal y el átomo de nitrógeno en los compuestos. Es esta característica la que subyace a su clasificación.
Los nitruros covalentes incluyen compuestos en cuyo enlace químico los electrones no pasan del nitrógeno atómico, sino que forman, junto con las partículas cargadas negativamente de otros átomos, una nube de electrones común.
Ejemplos de tales sustancias son nitruros de hidrógeno, tales como moléculas de amoníaco e hidrazina, así como haluros de nitrógeno, que incluyen tricloruros, tribromuros y trifluoruros. Tienen un par de electrones común que pertenece igualmente a dos átomos.
Los nitruros iónicos incluyen compuestos con enlace químico formado por la transición de electrones de un elemento metálico a niveles libres en nitrógeno. Se observa polaridad en las moléculas de tales sustancias. Los nitruros tienen un estado de oxidación de nitrógeno de 3-. En consecuencia, la carga total del metal será 3+.
Estos compuestos incluyen nitruros de magnesio, litio, zinc o cobre, con la excepción de los metales alcalinos. Ellos poseen alta temperatura derritiendo.
Los nitruros con un enlace intermedio incluyen sustancias en las que los átomos de metales y nitrógeno se distribuyen uniformemente y no hay un desplazamiento claro de la nube de electrones. Estos compuestos inertes incluyen hierro, molibdeno, manganeso y nitruros de tungsteno.
Descripción del óxido nítrico trivalente
También se llama anhídrido obtenido a partir del ácido nitroso que tiene la fórmula HNO 2. Teniendo en cuenta los estados de oxidación del nitrógeno (3+) y del oxígeno (2-) en el trióxido, se obtiene la relación de átomos de los elementos 2 a 3 o N 2 O 3.
Las formas líquidas y gaseosas del anhídrido son compuestos muy inestables, se descomponen fácilmente en 2 óxidos diferentes con valencias IV y II.
Nitrógeno- un elemento del segundo período del grupo V A Tabla periódica, número atómico 7. La fórmula electrónica del átomo [2 He] 2s 2 2p 3, los estados de oxidación característicos son 0, -3, +3 y +5, con menos frecuencia +2 y +4, etc. el estado N v se considera relativamente estable.
Escala de oxidación de nitrógeno:
+5 - N 2 O 5, NO 3, NaNO 3, AgNO 3
3 - N 2 O 3, NO 2, HNO 2, NaNO 2, NF 3
3 - NH 3, NH 4, NH 3 * H 2 O, NH 2 Cl, Li 3 N, Cl 3 N.
El nitrógeno tiene una alta electronegatividad (3.07), la tercera después de F y O. Exhibe propiedades típicas no metálicas (ácidas), mientras forma varios ácidos, sales y compuestos binarios que contienen oxígeno, así como el catión amonio NH 4 y su sales.
En naturaleza - decimoséptimo por elemento de abundancia química (noveno entre los no metales). Un elemento vital para todos los organismos.
norte 2
Sustancia simple. Consiste en moléculas no polares con un enlace ˚σππ N≡N muy estable, esto explica la inercia química del elemento en condiciones normales.
Un gas incoloro, inodoro e insípido que se condensa en un líquido incoloro (a diferencia del O 2).
hogar componente aire 78,09% en volumen, 75,52 en masa. El nitrógeno sale del aire líquido antes que el oxígeno. Es ligeramente soluble en agua (15,4 ml / 1 L H 2 O a 20 ˚C), la solubilidad del nitrógeno es menor que la del oxígeno.
A temperatura ambiente N 2, reacciona con el flúor y en muy pequeña medida con el oxígeno:
N 2 + 3F 2 = 2NF 3, N 2 + O 2 ↔ 2NO
La reacción reversible de obtención de amoniaco se produce a una temperatura de 200˚C, bajo una presión de hasta 350 atm y siempre en presencia de un catalizador (Fe, F 2 O 3, FeO, en el laboratorio en Pt).
N 2 + 3H 2 ↔ 2 NH 3 + 92 kJ
Según el principio de Le Chatelier, debería producirse un aumento en el rendimiento de amoníaco al aumentar la presión y disminuir la temperatura. Sin embargo, la velocidad de reacción a bajas temperaturas es muy baja, por lo que el proceso se realiza a 450-500 ˚C, alcanzando un rendimiento del 15% de amoniaco. El N 2 y el H 2 que no han reaccionado se reciclan al reactor y, por lo tanto, aumentan la velocidad de reacción.
El nitrógeno es químicamente pasivo frente a los ácidos y los álcalis y no favorece la combustión.
Recepción v industria- destilación fraccionada de aire líquido o eliminación de oxígeno del aire por medios químicos, por ejemplo, mediante la reacción 2C (coque) + O 2 = 2CO cuando se calienta. En estos casos se obtiene nitrógeno, que contiene también mezclas de gases nobles (principalmente argón).
En el laboratorio, se pueden obtener pequeñas cantidades de nitrógeno químicamente puro mediante la reacción de contaminación con calentamiento moderado:
N -3 H 4 N 3 O 2 (T) = N 2 0 + 2H 2 O (60-70)
NH 4 Cl (p) + KNO 2 (p) = N 2 0 + KCl + 2H 2 O (100˚C)
Se utiliza para la síntesis de amoniaco. Ácido nítrico y otros productos nitrogenados como medio inerte para procesos químicos y metalúrgicos y almacenamiento de sustancias inflamables.
NUEVA HAMPSHIRE 3
Un compuesto binario, el estado de oxidación del nitrógeno es - 3. Gas incoloro con un olor característico acre. La molécula tiene la estructura de un tetraedro incompleto [: N (H) 3] (hibridación sp 3). La presencia de un par de electrones donantes en la molécula de NH 3 en nitrógeno en el orbital híbrido sp 3 determina la reacción característica de la adición de un catión de hidrógeno, con la formación de un catión. amonio NH 4. Se licua bajo exceso de presión a temperatura ambiente. En estado líquido, está asociado por enlaces de hidrógeno. Térmicamente inestable. Disolveremos bien en agua (más de 700 l / 1 l H 2 O a 20˚C); la proporción en una solución saturada es 34% en peso y 99% en volumen, pH = 11,8.
Muy reactivo, propenso a reacciones de adición. Se quema en oxígeno, reacciona con ácidos. Presenta propiedades reductoras (por N -3) y oxidantes (por H +1). Secado solo con óxido de calcio.
Reacciones cualitativas – la formación de "humo" blanco en contacto con HCl gaseoso, ennegrecimiento de un trozo de papel humedecido con una solución de Hg 2 (NO3) 2.
Producto intermedio en la síntesis de HNO 3 y sales de amonio. Se utiliza en la producción de refrescos, fertilizantes nitrogenados, tintes, explosivos; El amoníaco líquido es un refrigerante. Venenoso.
Ecuaciones de las reacciones más importantes:
2NH 3 (g) ↔ N 2 + 3H 2
NH 3 (g) + H 2 O ↔ NH 3 * H 2 O (p) ↔ NH 4 + + OH -
NH 3 (g) + HCl (g) ↔ NH 4 Cl (g) "humo" blanco
4NH 3 + 3O 2 (aire) = 2N 2 + 6 H 2 O (combustión)
4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6 H 2 O (800˚C, cat.Pt / Rh)
2 NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3 H 2 O (500˚C)
2 NH 3 + 3Mg = Mg 3 N 2 +3 H 2 (600 ˚C)
NH 3 (g) + CO 2 (g) + H 2 O = NH 4 HCO 3 (temperatura ambiente, presión)
Recepción. V laboratorios- desplazamiento del amoníaco de las sales de amonio cuando se calienta con cal sodada: Ca (OH) 2 + 2NH 4 Cl = CaCl 2 + 2H 2 O + NH 3
O hervir una solución acuosa de amoníaco y luego secar el gas.
En la industria el amoniaco se obtiene a partir de nitrógeno con hidrógeno. Producido por la industria ya sea en forma licuada o en forma de solución acuosa concentrada bajo el nombre técnico agua amoniacal.
Hidrato de amoniacoNUEVA HAMPSHIRE 3
*
H 2
O.
Compuesto intermolecular. Blanco, en red cristalina- moléculas NH 3 y H 2 O, unidas por un enlace de hidrógeno débil. Presentar en solución acuosa amoniaco, base débil (productos de disociación: catión NH 4 y anión OH). El catión amonio tiene una estructura tetraédrica regular (hibridación sp 3). Térmicamente inestable, se descompone completamente cuando se hierve la solución. Neutralizado ácidos fuertes... Muestra propiedades reductoras (debido al N -3) en una solución concentrada. Entra en la reacción de intercambio iónico y complejación.
Reacción cualitativa- formación de "humo" blanco en contacto con HCl gaseoso. Se utiliza para crear un medio ligeramente alcalino en solución, durante la precipitación de hidróxidos anfóteros.
Una solución de amoníaco 1 M contiene principalmente hidrato de NH 3 * H 2 O y solo 0,4% de iones NH 4 OH (debido a la disociación del hidrato); por tanto, el "hidróxido de amonio NH 4 OH" iónico prácticamente no está contenido en la solución, y no existe tal compuesto en el hidrato sólido.
Ecuaciones de las reacciones más importantes:
NH 3 H 2 O (conc.) = NH 3 + H 2 O (hirviendo con NaOH)
NH 3 H 2 O + HCl (diluido) = NH 4 Cl + H 2 O
3 (NH 3 H 2 O) (conc.) + CrCl 3 = Cr (OH) 3 ↓ + 3 NH 4 Cl
8 (NH 3 H 2 O) (conc.) + 3Br 2 (p) = N 2 + 6 NH 4 Br + 8H 2 O (40-50˚C)
2 (NH 3 H 2 O) (conc.) + 2KMnO 4 = N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4H 2 O + 2KOH
4 (NH 3 H 2 O) (conc.) + Ag 2 O = 2OH + 3H 2 O
4 (NH 3 H 2 O) (conc.) + Cu (OH) 2 + (OH) 2 + 4H 2 O
6 (NH 3 H 2 O) (conc.) + NiCl 2 = Cl 2 + 6H 2 O
La solución de amoníaco diluido (3-10%) a menudo se llama amoníaco(el nombre fue inventado por alquimistas), y la solución concentrada (18,5 - 25%) es una solución de amoníaco (producida por la industria).
Oxido de nitrógeno
Monóxido de nitrógenoNO
Óxido no formador de sal. Gas incoloro. Un radical, contiene un enlace σπ covalente (N꞊O), en el estado sólido el dímero N 2 О 2 con comunicación N-N... Extremadamente estable térmicamente. Sensible al oxígeno en el aire (se vuelve marrón). Es ligeramente soluble en agua y no reacciona con ella. Químicamente pasivo frente a ácidos y álcalis. Reacciona con metales y no metales cuando se calienta. mezcla altamente reactiva de NO y NO 2 ("gases nitrosos"). Intermedio en la síntesis de ácido nítrico.
Ecuaciones de las reacciones más importantes:
2NO + O 2 (gas) = 2NO 2 (20˚C)
2NO + C (grafito) = N 2 + CO 2 (400-500˚C)
10NO + 4P (rojo) = 5N 2 + 2P 2 O 5 (150-200˚C)
2NO + 4Cu = N 2 + 2 Cu 2 O (500 - 600˚C)
Reacciones a mezclas de NO y NO 2:
NO + NO 2 + H 2 O = 2HNO 2 (p)
NO + NO 2 + 2KOH (diluido) = 2KNO 2 + H 2 O
NO + NO 2 + Na 2 CO 3 = 2Na 2 NO 2 + CO 2 (450-500˚C)
Recepción v industria: oxidación de amoniaco con oxígeno en un catalizador, en laboratorios- interacción del ácido nítrico diluido con agentes reductores:
8HNO 3 + 6Hg = 3Hg 2 (NO 3) 2 + 2 NO+ 4 H 2 O
o reducción de nitratos:
2NaNO 2 + 2H 2 SO 4 + 2NaI = 2 NO +
Yo 2 ↓ + 2 H 2 O + 2Na 2 SO 4
Dioxido de nitrogenoNO 2
Óxido ácido, convencionalmente corresponde a dos ácidos: HNO 2 y HNO 3 (el ácido para N 4 no existe). Gas pardo, monómero NO 2 a temperatura ambiente, en el dímero incoloro líquido frío N 2 О 4 (tetróxido de dinitrógeno). Reacciona completamente con agua, álcalis. Agente oxidante muy fuerte, corrosivo para los metales. Se utiliza para la síntesis de ácido nítrico y nitratos anhidros, como oxidante de combustible para cohetes, purificador de aceite a partir de azufre y catalizador de oxidación. compuestos orgánicos... Venenoso.
Ecuación de las reacciones más importantes:
2NO 2 ↔ 2NO + O 2
4NO 2 (l) + H 2 O = 2HNO 3 + N 2 O 3 (sin.) (En el frío)
3 NO 2 + H 2 O = 3HNO 3 + NO
2NO 2 + 2NaOH (diluido) = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O
4NO 2 + O 2 + 2 H 2 O = 4 HNO 3
4NO 2 + O 2 + KOH = KNO 3 + 2 H 2 O
2NO 2 + 7H 2 = 2NH 3 + 4 H 2 O (cat.Pt, Ni)
NO 2 + 2HI (p) = NO + I 2 ↓ + H 2 O
NO 2 + H 2 O + SO 2 = H 2 SO 4 + NO (50-60˚C)
NO 2 + K = KNO 2
6NO 2 + Bi (NO 3) 3 + 3NO (70-110˚C)
Recepción: v industria - oxidación de NO con oxígeno atmosférico, en laboratorios- interacción del ácido nítrico concentrado con agentes reductores:
6HNO 3 (concentrado, horizontal) + S = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
5HNO 3 (concentrado, horizontal) + P (rojo) = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
2HNO 3 (concentrado, Caliente) + SO 2 = H 2 SO 4 + 2 NO 2
Óxido de dinitrógenonorte 2 O
Gas incoloro de olor agradable ("gas de la risa"), N꞊N꞊O, estado formal de oxidación de nitrógeno +1, poco soluble en agua. Apoya la combustión de grafito y magnesio:
2N 2 O + C = CO 2 + 2N 2 (450˚C)
N 2 O + Mg = N 2 + MgO (500˚C)
Recibido por descomposición térmica del nitrato de amonio:
NH 4 NO 3 = N 2 O + 2 H 2 O (195 - 245˚C)
utilizado en medicina como anestésico.
Trióxido de dinitrógenonorte 2 O 3
A bajas temperaturas, líquido azul, ON꞊NO 2, estado de oxidación de nitrógeno formal +3. A 20 ˚C, se descompone en un 90% en una mezcla de NO incoloro y NO 2 marrón ("gases nitrosos", humo industrial - "cola de zorro"). El N 2 O 3 es un óxido ácido, en frío con agua forma HNO 2, cuando se calienta reacciona de manera diferente:
3N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 3 + 4NO
Con álcalis se obtienen sales de HNO 2, por ejemplo NaNO 2.
Obtenido por interacción de NO con O 2 (4NO + 3O 2 = 2N 2 O 3) o con NO 2 (NO 2 + NO = N 2 O 3)
con fuerte enfriamiento. Los "gases nitrosos" y peligrosos para el medio ambiente, actúan como catalizadores de la destrucción de la capa de ozono de la atmósfera.
Pentóxido de dinitrógeno norte 2 O 5
Incoloro, sólido, O 2 N - O - NO 2, el estado de oxidación del nitrógeno es +5. A temperatura ambiente, se descompone en NO 2 y O 2 en 10 horas. Reacciona con agua y álcalis como óxido ácido:
N 2 O 5 + H 2 O = 2HNO 3
N 2 O 5 + 2NaOH = 2NaNO 3 + H 2
Recibido por deshidratación de ácido nítrico fumante:
2HNO 3 + P 2 O 5 = N 2 O 5 + 2HPO 3
u oxidación de NO 2 con ozono a -78˚C:
2NO 2 + O 3 = N 2 O 5 + O 2
Nitrito y nitrato
Nitrito de potasioKNO 2
... Blanco, higroscópico. Se funde sin descomponerse. Resistente al aire seco. Disolvamos muy bien en agua (formando una solución incolora), hidrolizada por anión. Agente oxidante y reductor típico en ambiente ácido, reacciona muy lentamente en ambiente alcalino. Entra en reacciones de intercambio iónico. Reacciones cualitativas sobre ion NO 2 - decoloración de la solución violeta de MnO 4 y aparición de un precipitado negro al agregar iones I. Se utiliza en la producción de colorantes, como reactivo analítico de aminoácidos y yoduros, un componente de reactivos fotográficos.
ecuación de las reacciones más importantes:
2KNO 2 (s) + 2HNO 3 (conc.) = NO 2 + NO + H 2 O + 2KNO 3
2KNO 2 (dilución) + O 2 (gas) → 2KNO 3 (60-80 ˚C)
KNO 2 + H 2 O + Br 2 = KNO 3 + 2HBr
5NO 2 - + 6H + + 2MnO 4 - (phiol.) = 5NO 3 - + 2Mn 2+ (bts.) + 3H 2 O
3 NO 2 - + 8H + + CrO 7 2- = 3NO 3 - + 2Cr 3+ + 4H 2 O
NO 2 - (sat.) + NH 4 + (sat.) = N 2 + 2H 2 O
2NO 2 - + 4H + + 2I - (bts.) = 2NO + I 2 (negro) ↓ = 2H 2 O
NO 2 - (expandido) + Ag + = AgNO 2 (amarillo claro) ↓
Recepción vindustria- recuperación de nitrato de potasio en los procesos:
KNO 3 + Pb = KNO 2+ PbO (350-400˚C)
KNO 3 (conc.) + Pb (esponja) + H 2 O = KNO 2+ Pb (OH) 2 ↓
3 KNO 3 + CaO + SO 2 = 2 KNO 2+ CaSO 4 (300 ˚C)
H
itrat
potasio
KNO 3
Nombre técnico potasa, o indio sal , salitre. Blanco, se funde sin descomponerse con el calentamiento adicional. Se descompone. Resistente al aire. Disolvamos fácilmente en agua (con alta endo-efecto, = -36 kJ), sin hidrólisis. Agente oxidante fuerte durante la fusión (debido a la liberación de oxígeno atómico). En solución, se reduce solo con hidrógeno atómico (en medio ácido a KNO 2, en medio alcalino a NH 3). Se utiliza en la producción de vidrio como conservante de alimentos, componente de mezclas pirotécnicas y fertilizantes minerales.
2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2 (400-500 ˚C)
KNO 3 + 2H 0 (Zn, HCl diluido) = KNO 2 + H 2 O
KNO 3 + 8H 0 (Al, KOH concentrado) = NH 3 + 2H 2 O + KOH (80 ˚C)
KNO 3 + NH 4 Cl = N 2 O + 2H 2 O + KCl (230-300 ˚C)
2 KNO 3 + 3C (grafito) + S = N 2 + 3CO 2 + K 2 S (combustión)
KNO 3 + Pb = KNO 2 + PbO (350 - 400 ˚C)
KNO 3 + 2KOH + MnO 2 = K 2 MnO 4 + KNO 2 + H 2 O (350 - 400 ˚C)
Recepción: en la industria
4KOH (caliente) + 4NO 2 + O 2 = 4KNO 3 + 2H 2 O
y en el laboratorio:
KCl + AgNO 3 = KNO 3 + AgCl ↓
